При работе в химической лаборатории

1. Не трогайте, не включайте без разрешения преподавателя рубильники и электрические приборы.

2. Не загромождайте свое рабочее место лишними предметами.

3. Нельзя брать вещества руками и пробовать их на вкус. При определении веществ по запаху, склянку следует держать на расстоянии и направлять движением руки воздух от отверстия склянки к носу.

4. При приливании реактивов нельзя наклоняться над отверстием сосуда, во избежание попадания брызг на лицо и одежду; наклоняться над нагреваемой жидкостью, так как ее может выбросить.

5. Разбавляя концентрированные кислоты, особенно серную, осторожно вливают кислоту в воду.

6. Опыты с ядовитыми и легковоспламеняющимися веществами надо проводить в вытяжном шкафу.

7. С легковоспламеняющимися веществами нельзя работать вблизи нагревательных приборов.

8. Нельзя сливать растворы, содержащие ядовитые соединения, в раковину. Остатки ядовитых реактивов сливать в специальные сосуды.

9. Если на склянке отсутствует этикетка, её следует отдать преподавателю.

10. При проведении нагревания спиртовку зажигают после того как в пробирку внесены все вещества, горящую спиртовку не передвигать.

11. В лабораторию запрещается приносить продукты питания.

Правила пожарной безопасности

1. При проведении опытов, в которых может произойти самовозгорание, необходимо иметь под руками огнетушители, песок, войлок.

2. В случае воспламенения горючих веществ отключите электроэнергию, примите меры к тушению пожара. В случае возгорания большой площади покиньте аудиторию и вызовите специальные службы.

3. В случае воспламенения щелочных металлов, нефтепродуктов не тушите пламя водой.

Первая помощь при несчастных случаях

1. При ранении стеклом удалите осколки из раны, смажьте края раны раствором йода и перевяжите бинтом. При попадании на руки или лицо реактив, смойте реактив большим количеством воды.

2. При термическом ожоге смажьте обожженное место мазью от ожога. При химических ожогах глаз, обильно промойте глаза водой, а затем сразу обратитесь к врачу.

Лабораторная работа №1

КЛАССЫ НЕОРГАНИЧЕСКИХ СОЕДИНЕНИЙ

Цель работы: ознакомиться с основными классами неорганических соединений, научиться их получать и называть.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Все неорганические вещества делятся на простые и сложные. Простые вещества состоят из атомов одного элемента, при этом число атомов может быть любым (Fe, Cl₂, O₃). Сложные вещества (соединения) образованы атомами разных элементов (H₂O, KOH, HNO₃, NaCl). К важнейшим классам неорганических соединений относят четыре: оксиды, основания, кислоты, соли.

Оксиды

Оксидами называются сложные вещества, состоящие из атомов двух элементов, один из которых кислород.

По химическим свойствам оксиды делятся на четыре группы: основные, кислотные, амфотерные и безразличные. Первые три группы оксидов способны образовывать соли при взаимодействии с кислотами или основаниями, поэтому их называют солеобразующими. Безразличные оксиды солей не образуют (CO, NO, N₂O).

Основным оксидам соответствуют основания, основные оксиды образуют металлы. Например, K₂O, CaO, Fe₂O₃ являются основными оксидами, т.к. им соответствуют основания KOH, Ca(OH)₂, Fe(OH)₃.

Кислотным оксидам соответствуют кислородсодержащие кислоты, к кислотным оксидам относятся оксиды типичных неметаллов и оксиды некоторых d – элементов в высших степенях окисления. Например, CO₂, SO₃, Mn₂O₇ – кислотные оксиды, т.к. им соответствуют кислоты H₂CO₃, H₂SO₄, HMnO₄ .

Амфотерные оксиды проявляют как кислотные, так и основные свойства, например, ZnO, Al₂O₃, Cr₂O₃. Амфотерные оксиды образованы только металлами.

Если металл может проявлять несколько степеней окисления, то в высшей степени окисления он образует кислотный оксид, в низшей – основной, а в промежуточной – амфотерный. Например, у хрома существует три устойчивых оксида: CrO, Cr₂O₃, CrO₃. В высшей степени окисления (+6) хром образует кислотный оксид CrO₃, в низшей (+2) - основной оксид CrO, в промежуточной (+3) – амфотерный оксид Cr₂O₃.

Номенклатура. Названия оксидов образуются из слова «оксид» и названия элемента, в скобках указывается степень окисления элементов. Например: СО – оксид углерода (II), СО₂ – оксид углерода (IV), P₂O₃ – оксид фосфора (III), P₂O₅ – оксид фосфора (V).

Химические свойства:

Оксиды
основные	кислотные	амфотерные
1) Оксиды щелочных и щелочноземельных металлов с водой образуют растворимые в воде основания (щелочи): Na2O + H2O = 2NaOH 2) Взаимодействуют с кислотами с образованием солей: FeO + 2HCl = FeCl2 + H2O 3) С кислотными оксидами образуют соли: CuO + SO3 = CuSO4 4) Не реагируют друг с другом и с основаниями.	1) Большинство с водой образуют кислоты: SO3 + H2O = H2SO4 2) Взаимодействуют со щелочами с образованием солей: CO2+ 2NaOH = = Na2CO3 + H2O 3) C основными оксидами образуют соли: SiO2 + CaO = CaSiO3 4) Взаимодействуя с амфотерными оксидами образуют соли: P2O5+Al2O3 2AlPO4 5) Не реагируют друг с другом и с кислотами.	1) Взаимодействуют с кислотами: Al2O3+ 6HCl = 2AlCl3 +3H2O 2) Взаимодействуют с щелочами: Al2O3+2NaOH+3H2O = = 2Na[Al(OH)4]

Основания

Основания – сложные вещества, в состав которых входят катион металла (или ион аммония – NH₄­⁺) и одна или несколько гидроксильных групп – KOH, Cu(OH)₂, Al(OH)₃. Растворимые в воде основания называют щелочами, это гидроксиды щелочных и щелочноземельных металлов (NaOH, KOH, Ca(OH)₂).

Номенклатура. Названия оснований образуются из слова «гидроксид» и названия металла, в скобках указывается степень окисления металла (для металлов с постоянной степенью окисления ее не указывают) . Например: NaOH – гидроксид натрия, Fe(OH)₂ – гидроксид железа (II), Fe(OH)₃ – гидроксид железа (III).

Химические свойства:

1) Реакция нейтрализации – взаимодействие с кислотами: NaOH + HCl = NaCl + H2O Cu(OH)2 + H2SO4 = CuSO4 + 2H2O 2) C кислотными оксидами образуют соли: Сu(OH)2 + SO3 = CuSO4 + H2O 3) Щелочи взаимодействуют с растворами некоторых солей (если образуется нерастворимое основание): CrCl3 + 3NaOH = Cr(OH)3¯ + 3NaCl 4) Все нерастворимые основания при нагревании разлагаются: 2Fe(OH)3 Fe2O3 + 3H2O 5) Щелочи взаимодействуют с некоторыми неметаллами (галогенами, фосфором, серой): 2NaOH + Cl2 = NaCl + NaClO + H2O 3KOH + 4P +3H2O = PH3 + 3KH2PO3 6) Амфотерные гидроксиды взаимодействуют как с кислотами так и с щелочами: Zn(OH)2 + 2HCl = ZnCl2 + 2H2O Zn(OH)2 + 2NaOH = Na2[Zn(OH)4]

Кислоты

Кислоты – сложные вещества, при диссоциации распадающиеся на ион водорода (протон) и кислотный остаток.

Различают кислородсодержащие (H₂SO₄, H₃PO₄, H₂CO₃) и бескислородные кислоты – HCl, HI, H₂S . По числу атомов водорода, входящих в молекулу (основности), кислоты делят на одноосновные (HCl), двухосновные (H₂CO₃), трехосновные (H₃PO₄ ).

Номенклатура. Названия бескислородных кислот производится от названия неметалла с прибавлением окончания - водородная. Например, HCl – хлороводородная, HF – фтороводородная. Названия кислородсодержащих кислот производится от названия элемента с прибавлением окончания – ная, если степень окисления неметалла равна номеру группы, в которой находится неметалл в периодической системе. Например – H₂SO₄ - серная кислота, HClO₄ – хлорная кислота. По мере понижения степени окисления элемента окончания меняются на - оватая, -истая, -оватистая. Названия кислот и кислотных остатков представлены в приложении 1.

Химические свойства:

1) Взаимодействие с металлами: Zn + 2HCl = ZnCl2 + H2­ 3Cu + 8HNO3 = 3Cu(NO3)2 + 2NO + 4H2O 2) С основными и афотерными оксидами: CuO + 2HNO3 = Cu(NO3)2 + H2O ZnO + H2SO4 = ZnSO4 + 2H2O 3) С основаниями – реакция нейтрализации: HCl + NaOH = NaCl + H2O 4) С солями – вытесняя более слабую кислоту или образуя осадок: CaCO3 + 2HCl = CaCl2 + H2CO3 BaCl2 + H2SO4 = BaSO4¯ + 2HCl 5) Разложение некоторых кислот при нагревании: 4HNO3 4NO2­ + 2H2O + O2­

Cоли

Соли – сложные вещества, образованные катионами металлов и анионами кислотных остатков. Соли делят на - средние, кислые и основные. Средние соли это соли, в которых все атомы водорода соответствующей кислоты замещены на атомы металлов (Na₂SO₄, Na₃PO₄). Кислые соли – атомы водорода замещены частично на атомы металлов (NaHSO₄, NaH₂PO₄, Na₂HPO₄). В основных солях группы ОН^¾ частично замещены на кислотные остатки (MgOHCl).

Номенклатура. Названия солей образуются из названия аниона (кислотного остатка) и затем название катиона, в скобках указывается степень окисления металла (для металлов с постоянной степенью окисления ее не указывают). Например: NaCl – хлорид натрия, K₂CO₃ – карбонат калия. Названия кислотных остатков приведены в таблице 1. В названия кислых солей вводится приставка «гидро», в названия основных солей вводится приставка «гидроксо». Например: NaHSO₄ – гидросульфат натрия, Fe(OH)₂Cl – дигидроксохлорид железа (III).

Названия кислот и кислотных остатков приведены в приложении 1.

Химические свойства:

1) Взаимодействие с более активным металлом: Fe + CuCl2 = FeCl2 + Cu Zn + CuSO4 = ZnSO4 + Cu 2) Реакции обмена с кислотами: BaCl2 + H2SO4 = BaSO4¯+ 2HCl AgNO3 + HCl = AgCl¯ + HNO3 3) Реакции ионного обмена между двумя солями: Hg(NO3)2 + 2KI = HgI2¯ + 2KNO3 К2СrO4 + BaCl2 = BaCrO4¯+ 2KCl 4) Термическое разложение нитратов, карбонатов и солей аммония: СaCO3 CaO + CO2 2KNO3 2KNO2 + O2 NH4NO2 2H2O + N2

ВОПРОСЫ ДЛЯ САМОКОНТРОЛЯ

1. Что называется оксидом, основанием, кислотой, солью?

2. Определите, к каким классам относятся следующие соединения: H₂O, СaCO₃, H₂SO₄, FeCl₂, AgNO₃, Na₂HPO₄, Fe(OH)₃, MgOHCl. Назовите эти соединения.

3. В чем разница в названиях следующих соединений:

а) CO и CO₂;

б) Fe(OH)₂ и Fe(OH)₃;

в) H₂SO₄ и H₂SO₃;

г) CuCl и CuCl₂?

4. Составьте формулы следующих соединений: гидроксид никеля (II), оксид азота (II), оксид азота (IV), карбонат лития, фосфат железа (II), сульфит калия, сероводородная кислота, уксусная кислота.

5. Рассчитайте молярную массу фосфата железа (III), нитрата кальция, сульфата алюминия.

6. Напишите, к какому классу неорганических соединений относятся данные вещества и дайте им названия:

	Формула	Класс	Название
	N2O
	N2O3
	Na2CO3
	Ag2SO4
	KNO2
	Li3PO4
	Na2S
	PbI2
	CaSiO3
	CuSO3
	Bi(NO3)3
	(CH3COO)2Zn
	NH4Cl
	Fe(OH)2
	Fe(OH)3

7. Составьте формулы следующих соединений:

№	Название	Формула
	Сульфид хрома (III)
	Карбонат никеля (II)
	Ортофосфат кадмия (II)
	Оксид серы (IV)
	Оксид ванадия (V)
	Гидроксид никеля (II)
	Сульфит марганца (II)

ЭКСПЕРИМЕНТАЛЬНАЯ ЧАСТЬ

Оборудование:штативы, пробирки, спиртовки, держатели, набор реактивов в капельницах и бюксах.

Опыт 1. Получение оксидов

а) Термическое разложение дихромата аммония.

В сухую пробирку внесите два – три шпателя дихромата аммония, осторожно нагрейте на спиртовке. Запишите уравнение реакции, назовите полученные вещества.

б) Термическое разложение гидроксида меди.

В сухую пробирку внесите 3-4 капли сульфата меди, добавьте несколько капель гидроксида калия. Полученный осадок нагревайте на спиртовке до изменения цвета. Напишите уравнения реакций, назовите полученные вещества.

Опыт 2. Получение оснований

а) Взаимодействие оксидов с водой.

Внесите в пробирку один шпатель оксида кальция и добавьте воды. Добавьте в пробирку 1-2 капли фенолфталеина. Объясните появление окраски, напишите уравнение реакции, назовите полученные вещества.

б) Взаимодействие солей со щелочами.

Внесите в первую пробирку 5-6 капель соли кобальта, добавьте 2-3 капли гидроксида калия. Напишите уравнение реакции, отметьте цвет осадка, назовите полученные вещества.

Внесите во вторую пробирку 5-6капель соли никеля, добавьте 2-3 капли гидроксида калия. Напишите уравнение реакции, отметьте цвет осадка, назовите полученные вещества.

Опыт 3. Получение кислот

Внесите в первую пробирку порошок карбоната натрия, добавьте 1 пипетку раствора серной кислоты. Напишите уравнение реакции, назовите полученные вещества.

Внесите во вторую пробирку 1 мл силиката натрия. Добавьте при непрерывном перемешивании 1 пипетку раствора серной кислоты. Напишите уравнение реакции, назовите полученные вещества.

Опыт 4. Получение солей

а) Реакция нейтрализации.

Внесите в пробирку 3-4 капли гидроксида калия и 1-2 капли фенолфталеина. Прибавляйте по каплям соляную кислоту до исчезновения окраски. Напишите уравнение реакции, назовите полученные вещества.

б) Взаимодействие основного оксида с кислотой. Внесите в пробирку один шпатель оксида меди и несколько капель серной кислоты. Осторожно нагрейте пробирку. Напишите уравнение реакции, назовите полученные вещества.

Лабораторная работа № 2

ПРИГОТОВЛЕНИЕ РАСТВОРОВ

Цель работы: научиться готовить растворы, рассчитывать необходимое количество реагентов, пересчитывать одну концентрацию в другую, контролировать концентрацию приготовленного раствора по его плотности, определяя плотность раствора ареометром.

ТЕОРЕТИЧЕСКАЯ ЧАСТЬ

Основные понятия химии

Атом - мельчайшая химически неделимая частица вещества.

Молекула – наименьшая частица вещества, обладающая всеми химическими свойствами данного вещества.

Относительная масса элемента – это отношение массы его атома к 1/12 массы атома изотопа углерода ¹²C. Единица измерения относительной массы называется атомная единица массы (а.е.м.).

1 а.е.м.1,66∙10^{-24 г}

Величины атомных масс элементов в а.е.м приводятся в периодической системе Д.И.Менделеева. Атомные и молекулярные массы, выраженные в а.е.м, являются относительными (обозначаются A_r и M_r, соответственно), они показывают, во сколько раз масса одного атома элемента или молекулы вещества больше массы 1/12 части массы атома изотопа углерода ¹²С.

Относительную молекулярную массу (M_r) вещества высчитывают в а. е.м., округляя значения массы до целых, при этом у хлора Cl – до десятых (35,5 а. е.м.).

M_r (H₂O) = 1∙2 + 16 = 18 (а.е.м.),

M_r (H₃PO₄) = 1∙3 + 31 + 16∙4 = 98 (а.е.м.).

Моль (n) – это количество вещества, содержащее столько же структурных единиц (атомов, молекул, ионов), сколько атомов содержится в 12 г атома изотопа углерода ¹²C.

Молярная масса (M) – это масса 1 моля вещества. Молярная масса M численно равна относительной молекулярной массе M_r:

M_r (H₂O) = 18 а.е.м.

M (H₂O) = 18 г/моль.

В 1 моле содержится число Авогадро частиц

N_А = 6,022∙10²³ моль^-1

В количественных расчетах в химии также широко используется понятие «химический эквивалент».

Химический эквивалент вещества - условная или реальная частица этого вещества, которая может замещать, присоединять, высвобождать или быть каким-либо другим образом эквивалента (равноценна) одному иону водорода в ионообменных реакциях или одному электрону в окислительно-восстановительных реакциях. Это величина безразмерная. Состав эквивалента, как и состав атомов, молекул, ионов выражают с помощью химических знаков и формул.

Примеры определения формулы эквивалента:

а) KOH + HCl = KCl + H₂O

OH⁻ + H⁺ = H₂O

С одним ионом водорода H⁺ реагирует один ион гидроксогруппы OH⁻, поэтому эквивалентом гидроксогруппы является сама гидроксогруппа – реальная частица.

б) Са (ОН)₂ + 2НСI = CaCI₂ + 2H₂O

Са (ОН)₂ + 2H⁺ + 2CI⁻ = Ca²⁺ + 2CI⁻ + 2H₂O

По уравнению реакции видно, что на 2 иона H⁺ приходится 1 ион Ca²⁺, тогда на 1 ион H⁺ (эталон эквивалента) будет приходиться ½ иона Ca²⁺, т. е эквивалентом иона Ca²⁺ является ½ Ca²⁺ - условная частица.

Э (Са²⁺) = 1/2 Са²⁺.

Рассуждая аналогично, можно составить пропорции и по другим частицам. Так, на 2 иона H⁺ приходится 2 иона CI⁻ , 2 иона OH⁻ , поэтому

Э (СI⁻) = CI⁻ (реальная частица), Э (ОН⁻) = ОН⁻ (реальная частица).

Молярная масса эквивалента (М_Э) – это масса 1 моля эквивалентов вещества.

а) молярная масса эквивалента основания

где Z – число функциональных групп, т.е. число гидроксогрупп OH⁻в молекуле основания.

б) молярная масса эквивалента кислоты

где Z – число функциональных групп, т.е. число атомов водорода в молекуле кислоты.

в) молярная масса эквивалента соли

Основные законы химии